Развитие теории строения атома и периодического закона позволило выявить ряд новых характеристик химических элементов и периодичности их изменений, а также активно использовать прогностические возможности периодической системы.

В качестве таких характеристик атомов элементов рассмотрим энергию ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность.

В химических реакциях атомы элементов способны терять или приобретать электроны. Эта способность количественно определяется энергией ионизации атома или его сродством к электрону. Зная ее, можно предсказывать и объяснять химическое поведение элементов.

Способность атомов отдавать или присоединять к себе электроны зависит от их электронных структур, от того, насколько прочно валентные электроны удерживаются в атоме. Для металлов, имеющих небольшое число электронов на внешнем энергетическом уровне, более характерна способность к отдаче электронов, а для неметаллов, внешний электронный слой которых близок к завершению, характерна способность к притягиванию электронов.

Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва от атома наиболее слабо связанного с ним электрона.

Энергия ионизации выражается в килоджоулях на моль (кДж/моль). Допускается внесистемная единица – электронвольт (эВ/атом). 1 эВ = 1,6 × 1019 Дж.

Чем меньше значение энергии ионизации, тем легче электрон отрывается от атома. Наименьшей энергией ионизации обладают щелочные металлы (498 кДж/моль для Nа), наибольшее значение ее имеют элементы VIII группы (1519 кДж/моль для Аr). В главных подгруппах значение энергии ионизации уменьшается сверху вниз, в периодах увеличивается слева направо. Чем больше радиус атома и меньше электронов на внешнем слое, тем слабее удерживается электрон и тем меньше энергия ионизации.

Отдавая электрон или электроны, атом превращается в положительно заряженный ион.

Для неметаллов, наоборот, характерно принимать электроны. Атомы многих элементов способны не только отдавать, но и принимать электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы.

Энергия, которая выделяется при присоединении одного электрона к атому, называется сродством к электрону.

Сродство к электрону также численно выражается в кДж/моль (или в эВ/атом). Присоединяя к себе электроны, нейтральные атомы превращаются в отрицательные ионы.

В периодах и группах периодической системы у элементов сродство атомов к электрону также изменяется закономерно в зависимости от их электронного строения. Наибольшим сродством к электрону обладают типичные неметаллы, наименьшим – типичные металлы. Элементы с наполовину заполненным внешним p-подуровнем (азот, фосфор, мышьяк) также имеют невысокое сродство к электрону.

Отдача или присоединение электронов атомами тех или иных элементов происходит обычно в процессе химического взаимодействия. Чтобы решить вопрос, какая способность у взаимодействующих друг с другом атомов преобладает (отдавать или приобретать электроны), следует учитывать и энергию ионизации, и сродство к электрону. Такой комплексной характеристикой атомов, учитывающей обе эти способности, является электроотрицательность элемента.

Электроотрицательность– способность атомов данного элемента оттягивать на себя электроны от атомов элемента-партнера.

Электроотрицательность измеряется полусуммой численных значений энергии ионизации и сродства к электрону атома данного элемента. Для удобства расчётов вместо абсолютных значений электроотрицательности обычно используют относительную электроотрицательность ОЭО.

Для этого электроотрицательность щелочного металла – лития принимают за единицу и сравнивают с ней электроотрицательность других элементов.

Наименьшие значения относительной электроотрицательности имеют щелочные металлы, наибольшие – галогены. В периодах с увеличением заряда ядра и усложнением электронных структур атомов элементов наблюдается рост значения относительной электроотрицательности. Зная относительную электроотрицательность элементов, можно прогнозировать возможность их атомов соединяться друг с другом. При взаимодействиях атомов разных элементов электроны смещаются от атомов с меньшей к атомам с большей относительной электроотрицательностью. Для удобства следует расположить известные элементы в порядке возрастания относительной электроотрицательности.

Законы природы обладают прогностическими функциями (т. е. позволяют прогнозировать развитие и результаты происходящих событий, процессов и т. п.). Периодический закон и отражающая его периодическая система таят огромные возможности для предсказания и описания свойств известных элементов, для открытия неизвестных элементов.

В описании элементов и предсказании их свойств особую роль приобретает порядковый номер, с которым связано положение (место) элемента в периодической системе. Для разносторонней характеристики элемента надо знать не только его порядковый номер, но и его положение в периоде, группе, подгруппе.

При самостоятельном составлении характеристики того или иного элемента следует активно применять такие методы и приёмы познания, как описание и анализ свойств элементов на основе их сравнения и аналогии, давать классификацию элементам, предсказывать их свойства. Широко использовал подобные методы при открытии периодического закона и Дмитрий Иванович Менделеев.

Рассмотрим их применение на примере характеристики элемента с порядковым номером 15.

Это фосфор. Следовательно, заряд ядра его атомов +15, число электронов также равно 15. Фосфор расположен в 3-м периоде и V группе главной подгруппы элементов. У его атомов пять валентных электронов в наружном слое. Его высший оксид имеет форму Р2О5 и кислотный характер, газообразное водородное соединение его – РН3. Фосфор – неметаллический элемент. Чтобы дать более полную и обстоятельную характеристику элемента, следует сравнить свойства фосфора и свойства его соединений со свойствами элементов – соседей по периоду кремния и серы и с элементами – аналогами по подгруппе – азотом и мышьяком. При обобщенной характеристике элементов надо учитывать не только его индивидуальность, но и периодическую изменяемость свойств окружающих его элементов в периодах и подгруппах